Hvorfor brenner ikke vann, selv om det består av brennbare stoffer (hydrogen og oksygen). Hydrogen. Fysiske og kjemiske egenskaper, oppnå oksygen pluss hydrogen hva vil skje

10.1. Hydrogen

Navnet "hydrogen" refererer til både et kjemisk grunnstoff og et enkelt stoff. Element hydrogen består av hydrogenatomer. Enkel substans hydrogen består av hydrogenmolekyler.

a) Det kjemiske grunnstoffet hydrogen

I den naturlige serien av grunnstoffer er serienummeret til hydrogen 1. I elementsystemet er hydrogen i den første perioden i gruppe IA eller VIIA.

Hydrogen er et av de vanligste grunnstoffene på jorden. Molfraksjonen av hydrogenatomer i jordens atmosfære, hydrosfære og litosfære (samlet kalt jordskorpen) er 0,17. Det finnes i vann, mange mineraler, olje, naturgass, planter og dyr. Den gjennomsnittlige menneskekroppen inneholder omtrent 7 kilo hydrogen.

Det er tre isotoper av hydrogen:
a) lett hydrogen – protium,
b) tungt hydrogen – deuterium(D),
c) supertungt hydrogen – tritium(T).

Tritium er en ustabil (radioaktiv) isotop, så den finnes praktisk talt aldri i naturen. Deuterium er stabilt, men det er veldig lite av det: w D = 0,015 % (av massen til alt terrestrisk hydrogen). Derfor skiller atommassen til hydrogen seg svært lite fra 1 Dn (1,00794 Dn).

b) Hydrogenatom

Fra tidligere deler av kjemikurset kjenner du allerede følgende egenskaper ved hydrogenatomet:

Valensevnen til et hydrogenatom bestemmes av tilstedeværelsen av ett elektron i en enkelt valensorbital. En høy ioniseringsenergi gjør at et hydrogenatom ikke er tilbøyelig til å gi fra seg et elektron, og en ikke for høy elektronaffinitetsenergi fører til en liten tendens til å akseptere et. Følgelig er dannelsen av H-kation umulig i kjemiske systemer, og forbindelser med H-anion er ikke veldig stabile. Dermed er det mest sannsynlig at hydrogenatomet danner en kovalent binding med andre atomer på grunn av dets ene uparrede elektron. Både ved dannelse av et anion og ved dannelse av en kovalent binding er hydrogenatomet monovalent.
I et enkelt stoff er oksidasjonstilstanden til hydrogenatomer null; i de fleste forbindelser har hydrogen en oksidasjonstilstand på +I, og bare i hydridene til de minst elektronegative elementene har hydrogen en oksidasjonstilstand på -I.
Informasjon om valensevnen til hydrogenatomet er gitt i tabell 28. Valenstilstanden til et hydrogenatom bundet av en kovalent binding til et hvilket som helst atom er angitt i tabellen med symbolet "H-".

Tabell 28.Valensmuligheter for hydrogenatomet

Valenstilstand		Eksempler på kjemikalier
	Jeg 0 -JEG	HCl, H 2 O, H 2 S, NH 3, CH 4, C 2 H 6, NH 4 Cl, H 2 SO 4, NaHCO 3, KOH H 2 B2H6, SiH4, GeH4
		NaH, KH, CaH 2, BaH 2

c) Hydrogenmolekyl

Det diatomiske hydrogenmolekylet H2 dannes når hydrogenatomer er bundet med den eneste kovalente bindingen som er mulig for dem. Forbindelsen er dannet av en utvekslingsmekanisme. I henhold til måten elektronskyer overlapper, er dette en s-binding (fig. 10.1 EN). Siden atomene er like, er bindingen ikke-polar.

Interatomisk avstand (mer presist, likevekt interatomisk avstand, fordi atomer vibrerer) i et hydrogenmolekyl r(H–H) = 0,74 A (fig. 10.1 V), som er betydelig mindre enn summen av orbitalradiene (1,06 A). Følgelig overlapper elektronskyene til bundne atomer dypt (fig. 10.1 b), og bindingen i hydrogenmolekylet er sterk. Dette indikeres også av den ganske høye verdien av bindingsenergien (454 kJ/mol).
Hvis vi karakteriserer formen til molekylet ved grenseoverflaten (lik grenseoverflaten til elektronskyen), så kan vi si at hydrogenmolekylet har form av en lett deformert (forlenget) kule (fig. 10.1) G).

d) Hydrogen (stoff)

Under normale forhold er hydrogen en fargeløs og luktfri gass. I små mengder er det ikke giftig. Fast hydrogen smelter ved 14 K (–259 °C), og flytende hydrogen koker ved 20 K (–253 °C). Lavt smelte- og kokepunkt, et veldig lite temperaturområde for eksistensen av flytende hydrogen (bare 6 °C), samt små verdier av molar fusjonsvarme (0,117 kJ/mol) og fordamping (0,903 kJ/mol) ) indikerer at intermolekylære bindinger i hydrogen er svært svake.
Hydrogentetthet r(H 2) = (2 g/mol): (22,4 l/mol) = 0,0893 g/l. Til sammenligning: gjennomsnittlig lufttetthet er 1,29 g/l. Det vil si at hydrogen er 14,5 ganger "lettere" enn luft. Det er praktisk talt uløselig i vann.
Ved romtemperatur er hydrogen inaktivt, men ved oppvarming reagerer det med mange stoffer. I disse reaksjonene kan hydrogenatomer enten øke eller redusere sin oksidasjonstilstand: H 2 + 2 e– = 2Н –I, Í 2 – 2 e– = 2Н +I.
I det første tilfellet er hydrogen et oksidasjonsmiddel, for eksempel i reaksjoner med natrium eller kalsium: 2Na + H 2 = 2NaH, ( t) Ca + H2 = CaH2. ( t)
Men de reduserende egenskapene til hydrogen er mer karakteristiske: O 2 + 2H 2 = 2H 2 O, ( t)
CuO + H 2 = Cu + H 2 O. ( t)
Ved oppvarming oksideres hydrogen ikke bare av oksygen, men også av noen andre ikke-metaller, for eksempel fluor, klor, svovel og til og med nitrogen.
I laboratoriet produseres hydrogen som følge av reaksjonen

Zn + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + H 2.

I stedet for sink kan du bruke jern, aluminium og noen andre metaller, og i stedet for svovelsyre kan du bruke noen andre fortynnede syrer. Det resulterende hydrogenet samles i et reagensrør ved å fortrenge vann (se fig. 10.2 b) eller ganske enkelt i en omvendt kolbe (fig. 10.2 EN).

I industrien produseres hydrogen i store mengder fra naturgass (hovedsakelig metan) ved å reagere med vanndamp ved 800 °C i nærvær av en nikkelkatalysator:

CH 4 + 2H 2 O = 4H 2 + CO 2 ( t, Ni)

eller behandle kull ved høy temperatur med vanndamp:

2H20 + C = 2H2 + CO2. ( t)

Rent hydrogen oppnås fra vann ved å dekomponere det med elektrisk strøm (utsatt for elektrolyse):

2H20 = 2H2 + O2 (elektrolyse).

e) Hydrogenforbindelser

Hydrider (binære forbindelser som inneholder hydrogen) er delt inn i to hovedtyper:
a) flyktig (molekylære) hydrider,
b) saltlignende (ioniske) hydrider.
Elementer fra gruppene IVA – VIIA og bor danner molekylære hydrider. Av disse er bare hydridene av elementer som danner ikke-metaller stabile:

B2H6, CH4; NH3; H2O; HF
SiH4;PH3; H2S; HCl
AsH3; H2Se; HBr
H2Te; HI
Med unntak av vann er alle disse forbindelsene gassformige stoffer ved romtemperatur, derav navnet deres - "flyktige hydrider".
Noen av grunnstoffene som danner ikke-metaller finnes også i mer komplekse hydrider. For eksempel danner karbon forbindelser med de generelle formlene C n H 2 n+2, C n H 2 n, C n H 2 n–2 og andre, hvor n kan være veldig store (disse forbindelsene studeres i organisk kjemi).
Ioniske hydrider inkluderer hydrider av alkali, jordalkalielementer og magnesium. Krystallene til disse hydridene består av H anioner og metallkationer i den høyeste oksidasjonstilstanden Me eller Me 2 (avhengig av elementsystemets gruppe).

LiH
NaH	MgH 2
KH	CaH2
RbH	SrH 2
CsH	BaH 2

Både ioniske og nesten alle molekylære hydrider (unntatt H 2 O og HF) er reduksjonsmidler, men ioniske hydrider viser reduserende egenskaper mye sterkere enn molekylære.
I tillegg til hydrider er hydrogen en del av hydroksyder og noen salter. Du vil bli kjent med egenskapene til disse mer komplekse hydrogenforbindelsene i de følgende kapitlene.
Hovedforbrukerne av hydrogen produsert i industrien er anlegg for produksjon av ammoniakk og nitrogengjødsel, hvor ammoniakk er hentet direkte fra nitrogen og hydrogen:

N 2 +3H 2 2NH 3 ( R, t, Pt – katalysator).

Hydrogen brukes i store mengder for å produsere metylalkohol (metanol) ved reaksjonen 2H 2 + CO = CH 3 OH ( t, ZnO – katalysator), så vel som i produksjonen av hydrogenklorid, som er oppnådd direkte fra klor og hydrogen:

H2 + Cl2 = 2HCl.

Noen ganger brukes hydrogen i metallurgi som et reduksjonsmiddel i produksjonen av rene metaller, for eksempel: Fe 2 O 3 + 3H 2 = 2Fe + 3H 2 O.

1. Hvilke partikler består kjernene til a) protium, b) deuterium, c) tritium av?
2.Sammenlign ioniseringsenergien til hydrogenatomet med ioniseringsenergien til atomer av andre grunnstoffer. Hvilket grunnstoff er hydrogen nærmest når det gjelder denne egenskapen?
3. Gjør det samme for elektronaffinitetsenergi
4. Sammenlign polarisasjonsretningen til den kovalente bindingen og graden av oksidasjon av hydrogen i forbindelsene: a) BeH 2, CH 4, NH 3, H 2 O, HF; b) CH 4, SiH 4, GeH 4.
5.Skriv ned den enkleste, molekylære, strukturelle og romlige formelen for hydrogen. Hvilken brukes oftest?
6. De sier ofte: "Hydrogen er lettere enn luft." Hva betyr dette? I hvilke tilfeller kan dette uttrykket tas bokstavelig, og i hvilke tilfeller kan det ikke?
7. Lag opp strukturformlene for kalium- og kalsiumhydrider, samt ammoniakk, hydrogensulfid og hydrogenbromid.
8. Når du kjenner til de molare varmene ved smelting og fordamping av hydrogen, bestemmer du verdiene til de tilsvarende spesifikke mengder.
9. Lag en elektronisk balanse for hver av de fire reaksjonene som illustrerer de grunnleggende kjemiske egenskapene til hydrogen. Merk oksidasjons- og reduksjonsmidlene.
10. Bestem massen av sink som kreves for å produsere 4,48 liter hydrogen ved hjelp av en laboratoriemetode.
11. Bestem massen og volumet av hydrogen som kan oppnås fra 30 m 3 av en blanding av metan og vanndamp, tatt i et volumforhold på 1:2, med et utbytte på 80 %.
12. Lag likninger for reaksjonene som skjer under interaksjonen av hydrogen a) med fluor, b) med svovel.
13. Reaksjonsskjemaene nedenfor illustrerer de grunnleggende kjemiske egenskapene til ioniske hydrider:

a) MH + O 2 MOH ( t); b) MH + Cl 2 MCl + HCl ( t);
c) MH + H20 MOH + H2; d) MH + HCl(p) MCl + H2
Her er M litium, natrium, kalium, rubidium eller cesium. Skriv ned ligningene for de tilsvarende reaksjonene hvis M er natrium. Illustrer de kjemiske egenskapene til kalsiumhydrid ved hjelp av reaksjonsligninger.
14. Bruk elektronbalansemetoden, lag ligninger for følgende reaksjoner som illustrerer de reduserende egenskapene til noen molekylære hydrider:
a) HI + Cl 2 HCl + I 2 ( t); b) NH 3 + O 2 H 2 O + N 2 ( t); c) CH 4 + O 2 H 2 O + CO 2 ( t).

10.2 Oksygen

Som med hydrogen er ordet "oksygen" navnet på både et kjemisk grunnstoff og et enkelt stoff. Bortsett fra enkel sak" oksygen"(dioksygen) kjemisk element oksygen danner et annet enkelt stoff kalt " ozon"(trioksygen). Dette er allotropiske modifikasjoner av oksygen. Stoffet oksygen består av oksygenmolekyler O 2 , og stoffet ozon består av ozonmolekyler O 3 .

a) Kjemisk grunnstoff oksygen

I den naturlige serien av grunnstoffer er serienummeret til oksygen 8. I elementsystemet er oksygen i den andre perioden i VIA-gruppen.
Oksygen er det mest tallrike grunnstoffet på jorden. I jordskorpen er hvert annet atom et oksygenatom, det vil si at den molare andelen av oksygen i atmosfæren, hydrosfæren og litosfæren på jorden er omtrent 50%. Oksygen (stoff) er en bestanddel av luft. Volumfraksjonen av oksygen i luften er 21 %. Oksygen (et grunnstoff) finnes i vann, mange mineraler og planter og dyr. Menneskekroppen inneholder i gjennomsnitt 43 kg oksygen.
Naturlig oksygen består av tre isotoper (16 O, 17 O og 18 O), hvorav den letteste isotopen 16 O er den vanligste. Derfor er atommassen til oksygen nær 16 Dn (15,9994 Dn).

b) Oksygenatom

Du kjenner følgende egenskaper ved oksygenatomet.

Tabell 29.Valensmuligheter for oksygenatomet

Valenstilstand		Eksempler på kjemikalier
		Al 2 O 3 , Fe 2 O 3 , Cr 2 O 3 *

	–II -JEG 0 +I +II	H 2 O, SO 2, SO 3, CO 2, SiO 2, H 2 SO 4, HNO 2, HClO 4, COCl 2, H 2 O 2 O2** O2F2 AV 2
		NaOH, KOH, Ca(OH)2, Ba(OH)2 Na 2 O 2, K 2 O 2, CaO 2, BaO 2
		Li 2 O, Na 2 O, MgO, CaO, BaO, FeO, La 2 O 3

* Disse oksidene kan også betraktes som ioniske forbindelser.
** Oksygenatomene i molekylet er ikke i denne valenstilstanden; dette er bare et eksempel på et stoff med en oksidasjonstilstand av oksygenatomer lik null
Den høye ioniseringsenergien (som hydrogen) forhindrer dannelsen av et enkelt kation fra oksygenatomet. Elektronaffinitetsenergien er ganske høy (nesten det dobbelte av hydrogen), noe som gir en større tilbøyelighet for oksygenatomet til å få elektroner og evnen til å danne O 2A-anioner. Men elektronaffinitetsenergien til oksygenatomet er fortsatt lavere enn for halogenatomer og til og med andre elementer i VIA-gruppen. Derfor oksygenanioner ( oksidioner) eksisterer bare i forbindelser av oksygen med elementer hvis atomer gir fra seg elektroner veldig lett.
Ved å dele to uparrede elektroner kan et oksygenatom danne to kovalente bindinger. To ensomme elektronpar, på grunn av umuligheten av eksitasjon, kan bare inngå donor-akseptor-interaksjon. Uten å ta hensyn til bindingsmultiplisiteten og hybridiseringen kan altså oksygenatomet være i en av fem valenstilstander (tabell 29).
Den mest typiske valenstilstanden for oksygenatomet er W k = 2, det vil si dannelsen av to kovalente bindinger på grunn av to uparede elektroner.
Den svært høye elektronegativiteten til oksygenatomet (høyere bare for fluor) fører til at oksygen i de fleste av dets forbindelser har en oksidasjonstilstand på –II. Det er stoffer der oksygen viser andre oksidasjonstilstander, noen av dem er gitt i tabell 29 som eksempler, og den komparative stabiliteten er vist i fig. 10.3.

c) Oksygenmolekyl

Det er eksperimentelt fastslått at det diatomiske oksygenmolekylet O 2 inneholder to uparrede elektroner. Ved å bruke valensbindingsmetoden kan ikke denne elektroniske strukturen til dette molekylet forklares. Imidlertid er egenskapene til bindingen i oksygenmolekylet nær egenskapene til en kovalent binding. Oksygenmolekylet er ikke-polart. Interatomisk avstand ( r o–o = 1,21 A = 121 nm) er mindre enn avstanden mellom atomer forbundet med en enkeltbinding. Den molare bindingsenergien er ganske høy og utgjør 498 kJ/mol.

d) Oksygen (stoff)

Under normale forhold er oksygen en fargeløs og luktfri gass. Fast oksygen smelter ved 55 K (–218 °C), og flytende oksygen koker ved 90 K (–183 °C).
Intermolekylære bindinger i fast og flytende oksygen er noe sterkere enn i hydrogen, noe som fremgår av det større temperaturområdet for eksistensen av flytende oksygen (36 °C) og større molare fusjonsvarme (0,446 kJ/mol) og fordamping (6,83 kJ) /mol).
Oksygen er lett løselig i vann: ved 0 °C løses bare 5 volumer oksygen (gass!) opp i 100 volumer vann (væske!).
Oksygenatomers høye tilbøyelighet til å få elektroner og høy elektronegativitet fører til at oksygen kun har oksiderende egenskaper. Disse egenskapene er spesielt uttalt ved høye temperaturer.
Oksygen reagerer med mange metaller: 2Ca + O 2 = 2CaO, 3Fe + 2O 2 = Fe 3 O 4 ( t);
ikke-metaller: C + O 2 = CO 2, P 4 + 5O 2 = P 4 O 10,
og komplekse stoffer: CH 4 + 2O 2 = CO 2 + 2H 2 O, 2H 2 S + 3O 2 = 2H 2 O + 2SO 2.

Oftest, som et resultat av slike reaksjoner, oppnås forskjellige oksider (se kapittel II § 5), men aktive alkalimetaller, for eksempel natrium, blir til peroksider når de brennes:

2Na + O 2 = Na 2 O 2.

Strukturformelen til det resulterende natriumperoksidet er (Na) 2 (O-O).
En ulmende splint plassert i oksygen bryter opp i flammer. Dette er en praktisk og enkel måte å oppdage rent oksygen på.
I industrien oppnås oksygen fra luft ved rektifisering (kompleks destillasjon), og i laboratoriet - ved å utsette visse oksygenholdige forbindelser for termisk dekomponering, for eksempel:
2KMnO4 = K2MnO4 + MnO2 + O2 (200 °C);
2KClO3 = 2KCl + 3O2 (150 °C, MnO2 – katalysator);
2KNO 3 = 2KNO 2 + 3O 2 (400 °C)
og i tillegg ved katalytisk dekomponering av hydrogenperoksid ved romtemperatur: 2H 2 O 2 = 2H 2 O + O 2 (MnO 2 katalysator).
Rent oksygen brukes i industrien for å intensivere de prosessene der oksidasjon skjer og for å skape en høytemperaturflamme. I rakettteknologi brukes flytende oksygen som oksidasjonsmiddel.
Oksygen er av stor betydning for å opprettholde livet til planter, dyr og mennesker. Under normale forhold har en person nok oksygen i luften til å puste. Men under forhold der det ikke er nok luft, eller det ikke er luft i det hele tatt (i fly, under dykkerarbeid, i romskip, etc.), er spesielle gassblandinger som inneholder oksygen forberedt for pust. Oksygen brukes også i medisin mot sykdommer som gir pustevansker.

e) Ozon og dets molekyler

Ozon O 3 er den andre allotropiske modifikasjonen av oksygen.
Det triatomiske ozonmolekylet har en hjørnestruktur mellom de to strukturene representert av følgende formler:

Ozon er en mørkeblå gass med en skarp lukt. På grunn av sin sterke oksiderende aktivitet er den giftig. Ozon er halvannen ganger "tyngre" enn oksygen og litt mer løselig i vann enn oksygen.
Ozon dannes i atmosfæren fra oksygen under elektriske lynutladninger:

3O 2 = 2O 3 ().

Ved normale temperaturer blir ozon sakte til oksygen, og ved oppvarming skjer denne prosessen eksplosivt.
Ozon finnes i det såkalte "ozonlaget" i jordens atmosfære, og beskytter alt liv på jorden mot de skadelige effektene av solstråling.
I noen byer brukes ozon i stedet for klor for å desinfisere (desinfisere) drikkevann.

Tegn strukturformlene for følgende stoffer: OF 2, H 2 O, H 2 O 2, H 3 PO 4, (H 3 O) 2 SO 4, BaO, BaO 2, Ba(OH) 2. Nevn disse stoffene. Beskriv valenstilstandene til oksygenatomer i disse forbindelsene.
Bestem valensen og oksidasjonstilstanden til hvert oksygenatom.
2. Lag likninger for forbrenningsreaksjonene til litium, magnesium, aluminium, silisium, rødt fosfor og selen i oksygen (selenatomer oksideres til oksidasjonstilstanden +IV, atomer av andre grunnstoffer oksideres til høyeste oksidasjonstilstand). Hvilke klasser av oksider tilhører produktene av disse reaksjonene?
3. Hvor mange liter ozon kan man få (under normale forhold) a) fra 9 liter oksygen, b) fra 8 g oksygen?

Vann er det stoffet som finnes mest i jordskorpen. Massen av jordens vann er beregnet til 10 18 tonn. Vann er grunnlaget for hydrosfæren på planeten vår; i tillegg er det inneholdt i atmosfæren, i form av is danner det jordens polkapper og høyfjellsbreer, og er også en del av forskjellige bergarter. Massefraksjonen av vann i menneskekroppen er omtrent 70%.
Vann er det eneste stoffet som har sine egne spesielle navn i alle tre aggregeringstilstander.

Elektronisk struktur av et vannmolekyl (fig. 10.4 EN) studerte vi i detalj tidligere (se § 7.10).
På grunn av polariteten til O–H-bindingene og vinkelformen er vannmolekylet elektrisk dipol.

For å karakterisere polariteten til en elektrisk dipol, en fysisk størrelse kalt " elektrisk øyeblikk av en elektrisk dipol" eller ganske enkelt " dipolmoment".

I kjemi måles dipolmomentet i debyes: 1 D = 3,34. 10 – 30 Klasse. m

I et vannmolekyl er det to polare kovalente bindinger, det vil si to elektriske dipoler, som hver har sitt eget dipolmoment ( og ). Det totale dipolmomentet til et molekyl er lik vektorsummen av disse to momentene (fig. 10.5):

(H20) = ,

Hvor q 1 og q 2 – partielle ladninger (+) på hydrogenatomer, og og – interatomiske O – H-avstander i molekylet. Fordi q 1 = q 2 = q, og så

De eksperimentelt bestemte dipolmomentene til vannmolekylet og noen andre molekyler er gitt i tabellen.

Tabell 30.Dipolmomenter for noen polare molekyler

Molekyl	Molekyl	Molekyl

Gitt dipol-naturen til vannmolekylet, er det ofte skjematisk representert som følger:
Rent vann er en fargeløs væske uten smak eller lukt. Noen grunnleggende fysiske egenskaper ved vann er gitt i tabellen.

Tabell 31.Noen fysiske egenskaper ved vann

De store verdiene av de molare varmene ved smelting og fordampning (en størrelsesorden større enn for hydrogen og oksygen) indikerer at vannmolekyler, både i fast og flytende materiale, er ganske tett bundet sammen. Disse forbindelsene kalles " hydrogenbindinger".

ELEKTRISK DIPOLE, DIPOLE MOMENT, BOND POLARITET, MOLEKYLE POLARITET.
Hvor mange valenselektroner i et oksygenatom deltar i dannelsen av bindinger i et vannmolekyl?
2. Når hvilke orbitaler overlapper, dannes det bindinger mellom hydrogen og oksygen i et vannmolekyl?
3. Lag et diagram over dannelsen av bindinger i et molekyl av hydrogenperoksid H 2 O 2. Hva kan du si om den romlige strukturen til dette molekylet?
4. Interatomiske avstander i HF-, HCl- og HBr-molekyler er lik henholdsvis 0,92; 1,28 og 1,41. Bruk tabellen over dipolmomenter til å beregne og sammenligne delladningene på hydrogenatomene i disse molekylene.
5. De interatomiske avstandene S – H i hydrogensulfidmolekylet er 1,34, og vinkelen mellom bindingene er 92°. Bestem verdiene av delladningene på svovel- og hydrogenatomene. Hva kan du si om hybridiseringen av valensorbitalene til svovelatomet?

10.4. Hydrogenbinding

Som du allerede vet, på grunn av den betydelige forskjellen i elektronegativitet av hydrogen og oksygen (2,10 og 3,50), får hydrogenatomet i vannmolekylet en stor positiv partiell ladning ( q h = 0,33 e), og oksygenatomet har en enda større negativ partiell ladning ( q h = -0,66 e). Husk også at oksygenatomet har to ensomme elektronpar pr sp 3-hybrid AO. Hydrogenatomet til ett vannmolekyl tiltrekkes av oksygenatomet til et annet molekyl, og i tillegg aksepterer den halvtomme 1s-AO til hydrogenatomet delvis et par elektroner fra oksygenatomet. Som et resultat av disse interaksjonene mellom molekyler oppstår en spesiell type intermolekylær binding - en hydrogenbinding.
Når det gjelder vann, kan hydrogenbindingsdannelse representeres skjematisk som følger:

I den siste strukturformelen indikerer tre prikker (stiplet linje, ikke elektroner!) en hydrogenbinding.

Hydrogenbindinger eksisterer ikke bare mellom vannmolekyler. Det dannes hvis to betingelser er oppfylt:
1) molekylet har en svært polar H–E-binding (E er symbolet på et atom av et ganske elektronegativt element),
2) molekylet inneholder et E-atom med stor negativ partiell ladning og et enslig elektronpar.
Grunnstoffet E kan være fluor, oksygen og nitrogen. Hydrogenbindinger er betydelig svakere hvis E er klor eller svovel.
Eksempler på stoffer med hydrogenbindinger mellom molekyler: hydrogenfluorid, fast eller flytende ammoniakk, etylalkohol og mange andre.

I flytende hydrogenfluorid er molekylene forbundet med hydrogenbindinger til ganske lange kjeder, og i flytende og fast ammoniakk dannes tredimensjonale nettverk.
Når det gjelder styrke, er en hydrogenbinding mellomliggende mellom en kjemisk binding og andre typer intermolekylære bindinger. Den molare energien til en hydrogenbinding varierer vanligvis fra 5 til 50 kJ/mol.
I fast vann (dvs. iskrystaller) er alle hydrogenatomer hydrogenbundet til oksygenatomer, hvor hvert oksygenatom danner to hydrogenbindinger (ved bruk av begge enslige elektronpar). Denne strukturen gjør isen mer "løs" sammenlignet med flytende vann, hvor noen av hydrogenbindingene brytes, og molekylene kan "pakkes" litt tettere. Denne egenskapen ved strukturen til is forklarer hvorfor, i motsetning til de fleste andre stoffer, har vann i fast tilstand en lavere tetthet enn i flytende tilstand. Vann når sin maksimale tetthet ved 4 °C - ved denne temperaturen brytes ganske mange hydrogenbindinger, og termisk ekspansjon har ennå ikke særlig sterk effekt på tettheten.
Hydrogenbindinger er veldig viktige i livene våre. La oss forestille oss et øyeblikk at hydrogenbindinger har sluttet å dannes. Her er noen konsekvenser:

vann ved romtemperatur ville bli gassformet ettersom kokepunktet ville falle til ca. -80 °C;
alle vannmasser ville begynne å fryse fra bunnen, siden tettheten av is ville være større enn tettheten til flytende vann;
Den doble helixen av DNA og mye mer ville slutte å eksistere.

Eksemplene som er gitt er nok til å forstå at i dette tilfellet ville naturen på planeten vår bli helt annerledes.

HYDROGEN BOND, FORHOLD FOR DEN FORMASJON.
Formelen for etylalkohol er CH 3 – CH 2 – O – H. Mellom hvilke atomer av forskjellige molekyler av dette stoffet dannes det hydrogenbindinger? Skriv strukturformler som illustrerer dannelsen deres.
2. Hydrogenbindinger eksisterer ikke bare i enkeltstoffer, men også i løsninger. Vis, ved hjelp av strukturformler, hvordan hydrogenbindinger dannes i en vandig løsning av a) ammoniakk, b) hydrogenfluorid, c) etanol (etylalkohol). = 2H20.
Begge disse reaksjonene skjer i vann konstant og med samme hastighet, derfor er det en likevekt i vann: 2H 2 O AN 3 O + OH.
Denne likevekten kalles likevekt av autoprotolyse vann.

Den direkte reaksjonen til denne reversible prosessen er endoterm, derfor øker autoprotolyse ved oppvarming, men ved romtemperatur forskyves likevekten til venstre, det vil si at konsentrasjonen av H 3 O og OH-ioner er ubetydelig. Hva er de like med?
I henhold til loven om masseaksjon

Men på grunn av det faktum at antall reagerte vannmolekyler er ubetydelig sammenlignet med det totale antallet vannmolekyler, kan vi anta at konsentrasjonen av vann under autoprotolyse praktisk talt ikke endres, og 2 = const En så lav konsentrasjon av motsatt ladede ioner i rent vann forklarer hvorfor denne væsken, selv om den er dårlig, fortsatt leder elektrisk strøm.

AUTOPROTOLYSE AV VANN, AUTOPROTOLYSE KONSTANT (IONISK PRODUKT) AV VANN.
Det ioniske produktet av flytende ammoniakk (kokepunkt –33 °C) er 2·10 –28. Skriv en ligning for autoprotolyse av ammoniakk. Bestem konsentrasjonen av ammoniumioner i ren flytende ammoniakk. Hvilket stoff har større elektrisk ledningsevne, vann eller flytende ammoniakk?

1. Produksjon av hydrogen og dets forbrenning (reduserende egenskaper).
2. Innhenting av oksygen og brennende stoffer i det (oksiderende egenskaper).

Industrielle metoder for å produsere enkle stoffer avhenger av formen som det tilsvarende elementet finnes i naturen, det vil si hva som kan være råstoffet for produksjonen. Dermed oppnås oksygen, som er tilgjengelig i fri tilstand, fysisk - ved separasjon fra flytende luft. Nesten alt hydrogen er i form av forbindelser, så kjemiske metoder brukes for å oppnå det. Spesielt kan dekomponeringsreaksjoner brukes. En måte å produsere hydrogen på er gjennom dekomponering av vann ved hjelp av elektrisk strøm.

Den viktigste industrielle metoden for å produsere hydrogen er reaksjonen av metan, som er en del av naturgass, med vann. Det utføres ved høy temperatur (det er lett å verifisere at når metan passerer selv gjennom kokende vann, skjer det ingen reaksjon):

CH 4 + 2H 2 0 = CO 2 + 4H 2 - 165 kJ

I laboratoriet, for å oppnå enkle stoffer, bruker de ikke nødvendigvis naturlige råvarer, men velger de utgangsmaterialene som det er lettere å isolere det nødvendige stoffet fra. For eksempel i laboratoriet hentes ikke oksygen fra luften. Det samme gjelder produksjon av hydrogen. En av laboratoriemetodene for å produsere hydrogen, som noen ganger brukes i industrien, er nedbryting av vann ved elektrisk strøm.

Vanligvis produseres hydrogen i laboratoriet ved å reagere sink med saltsyre.

I industrien

1.Elektrolyse av vandige saltløsninger:

2NaCl + 2H2O → H2 + 2NaOH + Cl2

2.Før vanndamp over varm cola ved temperaturer rundt 1000°C:

H 2 O + C ⇄ H 2 + CO

3.Fra naturgass.

Dampkonvertering: CH 4 + H 2 O ⇄ CO + 3H 2 (1000 °C) Katalytisk oksidasjon med oksygen: 2CH 4 + O 2 ⇄ 2CO + 4H 2

4. Krakking og reformering av hydrokarboner under oljeraffinering.

I laboratoriet

1.Effekten av fortynnede syrer på metaller. For å utføre denne reaksjonen brukes sink og saltsyre oftest:

Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2

2.Interaksjon mellom kalsium og vann:

Ca + 2H 2 O → Ca(OH) 2 + H 2

3.Hydrolyse av hydrider:

NaH + H 2 O → NaOH + H 2

4.Effekt av alkalier på sink eller aluminium:

2Al + 2NaOH + 6H 2 O → 2Na + 3H 2 Zn + 2KOH + 2H 2 O → K 2 + H 2

5.Ved hjelp av elektrolyse. Under elektrolysen av vandige løsninger av alkalier eller syrer frigjøres hydrogen ved katoden, for eksempel:

2H 3 O + + 2e - → H 2 + 2 H 2 O

Bioreaktor for hydrogenproduksjon

Fysiske egenskaper

Hydrogengass kan eksistere i to former (modifikasjoner) - i form av orto - og para-hydrogen.

I et molekyl av ortohydrogen (smp. -259,10 °C, kp -252,56 °C) er kjernefysiske spinn rettet identisk (parallelle), og i parahydrogen (smp. -259,32 °C, kp. kokepunkt -252,89 °C) - motsatte av hverandre (antiparallelle).

Allotropiske former for hydrogen kan separeres ved adsorpsjon på aktivt karbon ved flytende nitrogentemperatur. Ved svært lave temperaturer er likevekten mellom ortohydrogen og parahydrogen nesten fullstendig forskjøvet mot sistnevnte. Ved 80 K er forholdet mellom former omtrent 1:1. Ved oppvarming omdannes desorbert parahydrogen til ortohydrogen inntil det dannes en blanding som er i likevekt ved romtemperatur (orto-para: 75:25). Uten en katalysator skjer transformasjonen sakte, noe som gjør det mulig å studere egenskapene til individuelle allotropiske former. Hydrogenmolekylet er diatomisk - H₂. Under normale forhold er det en fargeløs, luktfri og smakløs gass. Hydrogen er den letteste gassen, dens tetthet er mange ganger mindre enn luftens tetthet. Jo mindre massen til molekylene er, jo høyere hastighet er det åpenbart ved samme temperatur. Som de letteste molekylene beveger hydrogenmolekyler seg raskere enn molekylene til noen annen gass og kan dermed overføre varme fra en kropp til en annen raskere. Det følger at hydrogen har den høyeste varmeledningsevnen blant gassformige stoffer. Dens termiske ledningsevne er omtrent syv ganger høyere enn den termiske ledningsevnen til luft.

Kjemiske egenskaper

Hydrogenmolekylene H₂ er ganske sterke, og for at hydrogen skal reagere, må det brukes mye energi: H 2 = 2H - 432 kJ Derfor, ved vanlige temperaturer, reagerer hydrogen kun med svært aktive metaller, for eksempel kalsium, og danner kalsium hydrid: Ca + H 2 = CaH 2 og med det eneste ikke-metallet - fluor, danner hydrogenfluorid: F 2 + H 2 = 2HF Med de fleste metaller og ikke-metaller reagerer hydrogen ved forhøyede temperaturer eller under annen påvirkning, f.eks. , belysning. Det kan "ta bort" oksygen fra noen oksider, for eksempel: CuO + H 2 = Cu + H 2 0 Den skrevne ligningen gjenspeiler reduksjonsreaksjonen. Reduksjonsreaksjoner er prosesser der oksygen fjernes fra en forbindelse; Stoffer som tar bort oksygen kalles reduksjonsmidler (de oksiderer selv). Videre vil en annen definisjon av begrepene "oksidasjon" og "reduksjon" bli gitt. Og denne definisjonen, historisk sett den første, beholder sin betydning i dag, spesielt innen organisk kjemi. Reduksjonsreaksjonen er det motsatte av oksidasjonsreaksjonen. Begge disse reaksjonene skjer alltid samtidig som én prosess: når ett stoff oksideres (reduseres), skjer reduksjonen (oksidasjonen) av et annet nødvendigvis samtidig.

N2 + 3H2 → 2 NH3

Former med halogener hydrogenhalogenider:

F 2 + H 2 → 2 HF, reaksjonen skjer eksplosivt i mørket og ved enhver temperatur, Cl 2 + H 2 → 2 HCl, reaksjonen skjer eksplosivt, kun i lys.

Det samhandler med sot under høy varme:

C + 2H 2 → CH 4

Interaksjon med alkali- og jordalkalimetaller

Hydrogen dannes med aktive metaller hydrider:

Na + H 2 → 2 NaH Ca + H 2 → CaH 2 Mg + H 2 → MgH 2

Hydrider- saltlignende, faste stoffer, lett hydrolyserte:

CaH2 + 2H2O → Ca(OH)2 + 2H2

Interaksjon med metalloksider (vanligvis d-elementer)

Oksider reduseres til metaller:

CuO + H 2 → Cu + H 2 O Fe 2 O 3 + 3H 2 → 2 Fe + 3H 2 O WO 3 + 3H 2 → W + 3H 2 O

Hydrogenering av organiske forbindelser

Når hydrogen virker på umettede hydrokarboner i nærvær av en nikkelkatalysator og ved forhøyede temperaturer, oppstår en reaksjon hydrogenering:

CH2=CH2 + H2 → CH3-CH3

Hydrogen reduserer aldehyder til alkoholer:

CH3CHO + H2 → C2H5OH.

Geokjemi av hydrogen

Hydrogen er universets viktigste byggemateriale. Det er det vanligste grunnstoffet, og alle grunnstoffer dannes av det som et resultat av termonukleære og kjernefysiske reaksjoner.

Fri hydrogen H2 er relativt sjelden i terrestriske gasser, men i form av vann tar det en ekstremt viktig del i geokjemiske prosesser.

Hydrogen kan være tilstede i mineraler i form av ammoniumion, hydroksylion og krystallinsk vann.

I atmosfæren produseres hydrogen kontinuerlig som følge av nedbryting av vann ved solstråling. Den migrerer til den øvre atmosfæren og rømmer ut i verdensrommet.

applikasjon

Hydrogen energi

Atomisk hydrogen brukes til atomisk hydrogensveising.

I næringsmiddelindustrien er hydrogen registrert som tilsetningsstoff E949, som emballasjegass.

Funksjoner av behandling

Hydrogen, når det blandes med luft, danner en eksplosiv blanding - den såkalte detonerende gassen. Denne gassen er mest eksplosiv når volumforholdet mellom hydrogen og oksygen er 2:1, eller hydrogen og luft er ca. 2:5, siden luft inneholder ca. 21 % oksygen. Hydrogen er også en brannfare. Flytende hydrogen kan forårsake alvorlige frostskader hvis det kommer i kontakt med huden.

Eksplosive konsentrasjoner av hydrogen og oksygen forekommer fra 4 % til 96 % av volum. Blandet med luft fra 4 % til 75(74) % etter volum.

Hydrogenbruk

I kjemisk industri brukes hydrogen i produksjon av ammoniakk, såpe og plast. I næringsmiddelindustrien lages margarin av flytende vegetabilske oljer ved bruk av hydrogen. Hydrogen er veldig lett og stiger alltid opp i luften. En gang i tiden ble luftskip og ballonger fylt med hydrogen. Men på 30-tallet. XX århundre Flere forferdelige katastrofer skjedde da luftskip eksploderte og brant. I dag er luftskip fylt med heliumgass. Hydrogen brukes også som rakettdrivstoff. En dag kan hydrogen bli mye brukt som drivstoff for biler og lastebiler. Hydrogenmotorer forurenser ikke miljøet og avgir kun vanndamp (selv om produksjonen av hydrogen i seg selv fører til noe miljøforurensning). Solen vår er for det meste laget av hydrogen. Solvarme og lys er et resultat av frigjøring av atomenergi fra fusjonen av hydrogenkjerner.

Bruk av hydrogen som drivstoff (kostnadseffektivt)

Den viktigste egenskapen til stoffer som brukes som drivstoff er deres forbrenningsvarme. Fra forløpet av generell kjemi er det kjent at reaksjonen mellom hydrogen og oksygen skjer med frigjøring av varme. Hvis vi tar 1 mol H 2 (2 g) og 0,5 mol O 2 (16 g) under standardbetingelser og eksiterer reaksjonen, så i henhold til ligningen

H 2 + 0,5 O 2 = H 2 O

etter fullføring av reaksjonen dannes 1 mol H 2 O (18 g) med frigjøring av energi 285,8 kJ/mol (til sammenligning: forbrenningsvarmen av acetylen er 1300 kJ/mol, propan - 2200 kJ/mol) . 1 m³ hydrogen veier 89,8 g (44,9 mol). Derfor, for å produsere 1 m³ hydrogen, vil det bli brukt 12832,4 kJ energi. Tar vi i betraktning at 1 kWh = 3600 kJ, får vi 3,56 kWh strøm. Når vi kjenner til tariffen for 1 kWh elektrisitet og kostnadene for 1 m³ gass, kan vi konkludere med at det er tilrådelig å bytte til hydrogendrivstoff.

For eksempel kjører 3. generasjons Honda FCX eksperimentelle modell med en 156 liters hydrogentank (inneholder 3,12 kg hydrogen under et trykk på 25 MPa) 355 km. Følgelig oppnås fra 3,12 kg H2 123,8 kWh. Per 100 km blir energiforbruket 36,97 kWh. Når du kjenner kostnadene for elektrisitet, kostnadene for gass eller bensin, og forbruket deres for en bil per 100 km, er det lett å beregne den negative økonomiske effekten av å bytte biler til hydrogendrivstoff. La oss si (Russland 2008), 10 cent per kWh elektrisitet fører til det faktum at 1 m³ hydrogen fører til en pris på 35,6 cent, og tatt i betraktning effektiviteten til vannnedbrytning på 40-45 cent, samme mengde kWh fra brenning av bensin koster 12832,4 kJ/42000 kJ/0,7 kg/l*80 cent/l=34 cent til utsalgspriser, mens for hydrogen beregnet vi det ideelle alternativet, uten å ta hensyn til transport, verdifall av utstyr osv. For metan med forbrenningsenergi på ca. 39 MJ per m³ vil resultatet bli to til fire ganger lavere på grunn av prisforskjellen (1 m³ for Ukraina koster 179 dollar, og for Europa 350 dollar). Det vil si at en tilsvarende mengde metan vil koste 10-20 øre.

Vi bør imidlertid ikke glemme at når vi brenner hydrogen, får vi rent vann som det ble utvunnet fra. Det vil si at vi har en fornybar hamstre energi uten skade på miljøet, i motsetning til gass eller bensin, som er primære energikilder.

Php på linje 377 Advarsel: require(http://www..php): kunne ikke åpne strømmen: ingen passende innpakning ble funnet i /hsphere/local/home/winexins/site/tab/vodorod.php på linje 377 Fatal feil: require(): Mislykket åpning kreves "http://www..php" (include_path="..php på linje 377

10.1. Hydrogen

Navnet "hydrogen" refererer til både et kjemisk grunnstoff og et enkelt stoff. Element hydrogen består av hydrogenatomer. Enkel substans hydrogen består av hydrogenmolekyler.

a) Det kjemiske grunnstoffet hydrogen

I den naturlige serien av grunnstoffer er serienummeret til hydrogen 1. I elementsystemet er hydrogen i den første perioden i gruppe IA eller VIIA.

Det er tre isotoper av hydrogen:
a) lett hydrogen – protium,
b) tungt hydrogen – deuterium(D),
c) supertungt hydrogen – tritium(T).

b) Hydrogenatom

Fra tidligere deler av kjemikurset kjenner du allerede følgende egenskaper ved hydrogenatomet:

Tabell 28.Valensmuligheter for hydrogenatomet

Valenstilstand		Eksempler på kjemikalier
	Jeg 0 -JEG	HCl, H 2 O, H 2 S, NH 3, CH 4, C 2 H 6, NH 4 Cl, H 2 SO 4, NaHCO 3, KOH H 2 B2H6, SiH4, GeH4
		NaH, KH, CaH 2, BaH 2

c) Hydrogenmolekyl

d) Hydrogen (stoff)

Zn + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + H 2.

I industrien produseres hydrogen i store mengder fra naturgass (hovedsakelig metan) ved å reagere med vanndamp ved 800 °C i nærvær av en nikkelkatalysator:

CH 4 + 2H 2 O = 4H 2 + CO 2 ( t, Ni)

eller behandle kull ved høy temperatur med vanndamp:

2H20 + C = 2H2 + CO2. ( t)

Rent hydrogen oppnås fra vann ved å dekomponere det med elektrisk strøm (utsatt for elektrolyse):

2H20 = 2H2 + O2 (elektrolyse).

e) Hydrogenforbindelser

LiH
NaH	MgH 2
KH	CaH2
RbH	SrH 2
CsH	BaH 2

N 2 +3H 2 2NH 3 ( R, t, Pt – katalysator).

H2 + Cl2 = 2HCl.

Noen ganger brukes hydrogen i metallurgi som et reduksjonsmiddel i produksjonen av rene metaller, for eksempel: Fe 2 O 3 + 3H 2 = 2Fe + 3H 2 O.

10.2 Oksygen

a) Kjemisk grunnstoff oksygen

b) Oksygenatom

Du kjenner følgende egenskaper ved oksygenatomet.

Tabell 29.Valensmuligheter for oksygenatomet

Valenstilstand		Eksempler på kjemikalier
		Al 2 O 3 , Fe 2 O 3 , Cr 2 O 3 *

	–II -JEG 0 +I +II	H 2 O, SO 2, SO 3, CO 2, SiO 2, H 2 SO 4, HNO 2, HClO 4, COCl 2, H 2 O 2 O2** O2F2 AV 2
		NaOH, KOH, Ca(OH)2, Ba(OH)2 Na 2 O 2, K 2 O 2, CaO 2, BaO 2
		Li 2 O, Na 2 O, MgO, CaO, BaO, FeO, La 2 O 3

c) Oksygenmolekyl

d) Oksygen (stoff)

Oftest, som et resultat av slike reaksjoner, oppnås forskjellige oksider (se kapittel II § 5), men aktive alkalimetaller, for eksempel natrium, blir til peroksider når de brennes:

2Na + O 2 = Na 2 O 2.

e) Ozon og dets molekyler

Ozon O 3 er den andre allotropiske modifikasjonen av oksygen.
Det triatomiske ozonmolekylet har en hjørnestruktur mellom de to strukturene representert av følgende formler:

3O 2 = 2O 3 ().

Elektronisk struktur av et vannmolekyl (fig. 10.4 EN) studerte vi i detalj tidligere (se § 7.10).
På grunn av polariteten til O–H-bindingene og vinkelformen er vannmolekylet elektrisk dipol.

For å karakterisere polariteten til en elektrisk dipol, en fysisk størrelse kalt " elektrisk øyeblikk av en elektrisk dipol" eller ganske enkelt " dipolmoment".

I kjemi måles dipolmomentet i debyes: 1 D = 3,34. 10 – 30 Klasse. m

(H20) = ,

Hvor q 1 og q 2 – partielle ladninger (+) på hydrogenatomer, og og – interatomiske O – H-avstander i molekylet. Fordi q 1 = q 2 = q, og så

De eksperimentelt bestemte dipolmomentene til vannmolekylet og noen andre molekyler er gitt i tabellen.

Tabell 30.Dipolmomenter for noen polare molekyler

Molekyl	Molekyl	Molekyl

Tabell 31.Noen fysiske egenskaper ved vann

10.4. Hydrogenbinding

I den siste strukturformelen indikerer tre prikker (stiplet linje, ikke elektroner!) en hydrogenbinding.

vann ved romtemperatur ville bli gassformet ettersom kokepunktet ville falle til ca. -80 °C;
alle vannmasser ville begynne å fryse fra bunnen, siden tettheten av is ville være større enn tettheten til flytende vann;
Den doble helixen av DNA og mye mer ville slutte å eksistere.

Eksemplene som er gitt er nok til å forstå at i dette tilfellet ville naturen på planeten vår bli helt annerledes.

1. Produksjon av hydrogen og dets forbrenning (reduserende egenskaper).
2. Innhenting av oksygen og brennende stoffer i det (oksiderende egenskaper).

§3. Reaksjonsligning og hvordan du skriver den

Interaksjon hydrogen Med oksygen, som Sir Henry Cavendish etablerte, fører til dannelsen av vann. La oss bruke dette enkle eksemplet for å lære å komponere kjemiske reaksjonsligninger.
Hva kommer ut av hydrogen Og oksygen, vi vet allerede:

H 2 + O 2 → H 2 O

La oss nå ta i betraktning at atomer av kjemiske elementer i kjemiske reaksjoner ikke forsvinner og ikke vises fra ingenting, ikke forvandles til hverandre, men kombinere i nye kombinasjoner, danner nye molekyler. Dette betyr at i ligningen for en kjemisk reaksjon må det være like mange atomer av hver type før reaksjoner ( venstre fra likhetstegnet) og etter slutten av reaksjonen ( til høyre fra likhetstegnet), slik:

2H2 + O2 = 2H20

Det er det det er reaksjonsligning - betinget registrering av en pågående kjemisk reaksjon ved bruk av formler for stoffer og koeffisienter.

Dette betyr at i den gitte reaksjonen to føflekker hydrogen må reagere med en føflekk oksygen, og resultatet blir to føflekker vann.

Interaksjon hydrogen Med oksygen- ikke en enkel prosess i det hele tatt. Det fører til en endring i oksidasjonstilstandene til disse elementene. For å velge koeffisienter i slike ligninger bruker de vanligvis " elektronisk balanse".

Når vann dannes av hydrogen og oksygen, betyr det det hydrogen endret sin oksidasjonstilstand fra 0 før +I, A oksygen- fra 0 før −II. I dette tilfellet gikk flere fra hydrogenatomer til oksygenatomer. (n) elektroner:

Hydrogendonerende elektroner tjener her reduksjonsmiddel, og oksygen aksepterende elektroner er oksidasjonsmiddel.

Oksydasjonsmidler og reduksjonsmidler

La oss nå se hvordan prosessene med å gi og motta elektroner ser ut hver for seg. Hydrogen, etter å ha møtt "raneren" oksygen, mister alle sine eiendeler - to elektroner, og dens oksidasjonstilstand blir lik +I:

N 2 0 − 2 e− = 2Н +I

Skjedde oksidasjons halvreaksjonsligning hydrogen.

Og banditten- oksygen O 2, etter å ha tatt de siste elektronene fra det uheldige hydrogenet, er han veldig fornøyd med sin nye oksidasjonstilstand -II:

O2+4 e− = 2O −II

Dette reduksjons halvreaksjonsligning oksygen.

Det gjenstår å legge til at både "banditten" og hans "offer" har mistet sin kjemiske individualitet og er laget av enkle stoffer - gasser med diatomiske molekyler H 2 Og O 2 omgjort til komponenter av et nytt kjemisk stoff - vann H 2 O.

Videre vil vi resonnere som følger: hvor mange elektroner reduksjonsmidlet ga til den oksiderende banditten, det er hvor mange elektroner han mottok. Antall elektroner donert av reduksjonsmidlet må være lik antallet elektroner som aksepteres av oksidasjonsmidlet.

Så det er nødvendig utjevne antall elektroner i første og andre halvdel-reaksjoner. I kjemi er følgende konvensjonelle form for å skrive halvreaksjonsligninger akseptert:

	2 N 2 0 − 2 e− = 2Н +I
	1 O 2 0 + 4 e− = 2O −II

Her er tallene 2 og 1 til venstre for den krøllete klammeparentesen faktorer som vil bidra til å sikre at antall elektroner gitt og mottatt er likt. La oss ta i betraktning at i halvreaksjonsligningene er det gitt 2 elektroner, og 4 aksepteres. For å utjevne antall aksepterte og gitte elektroner, finn det minste felles multiplum og tilleggsfaktorer. I vårt tilfelle er det minste felles multiplum 4. Tilleggsfaktorene for hydrogen vil være 2 (4: 2 = 2) og for oksygen - 1 (4: 4 = 1)
De resulterende multiplikatorene vil tjene som koeffisientene til den fremtidige reaksjonsligningen:

2H20 + O20 = 2H2+I0-II

Hydrogen oksiderer ikke bare i møte med oksygen. De virker på hydrogen på omtrent samme måte. fluor F 2, en halogen og en kjent "raner", og tilsynelatende ufarlig nitrogen N 2:

H20 + F20 = 2H +IF -I

3H20 + N20 = 2N-III H3+I

I dette tilfellet viser det seg hydrogenfluorid HF eller ammoniakk NH 3.

I begge forbindelsene er oksidasjonstilstanden hydrogen blir lik +I, fordi han får molekylpartnere som er "grådige" for andres elektroniske varer, med høy elektronegativitet - fluor F Og nitrogen N. U nitrogen verdien av elektronegativitet regnes som lik tre konvensjonelle enheter, og fluor Generelt er den høyeste elektronegativiteten blant alle kjemiske elementer fire enheter. Så det er ikke rart at de forlot det stakkars hydrogenatomet uten noe elektronisk miljø.

Men hydrogen kan være restaurere- akseptere elektroner. Dette skjer hvis alkalimetaller eller kalsium, som har lavere elektronegativitet enn hydrogen, deltar i reaksjonen med det.

Hydrogen H er det vanligste grunnstoffet i universet (omtrent 75 % av massen), og på jorden er det det niende mest tallrike. Den viktigste naturlige hydrogenforbindelsen er vann.
Hydrogen rangerer først i det periodiske systemet (Z = 1). Den har den enkleste atomstrukturen: atomkjernen er 1 proton, omgitt av en elektronsky bestående av 1 elektron.
Under noen forhold viser hydrogen metalliske egenskaper (donerer et elektron), mens det i andre viser ikke-metalliske egenskaper (aksepterer et elektron).
Hydrogenisotoper som finnes i naturen er: 1H - protium (kjernen består av ett proton), 2H - deuterium (D - kjernen består av ett proton og ett nøytron), 3H - tritium (T - kjernen består av ett proton og to nøytroner).

Enkelt stoff hydrogen

Et hydrogenmolekyl består av to atomer forbundet med en kovalent upolar binding.
Fysiske egenskaper. Hydrogen er en fargeløs, luktfri, smakløs, ikke-giftig gass. Hydrogenmolekylet er ikke polart. Derfor er kreftene til intermolekylær interaksjon i hydrogengass små. Dette kommer til uttrykk i lave kokepunkter (-252,6 0C) og smeltepunkter (-259,2 0C).
Hydrogen er lettere enn luft, D (med luft) = 0,069; lett løselig i vann (2 volumer H2 løses opp i 100 volumer H2O). Derfor kan hydrogen, når det produseres i laboratoriet, samles opp ved hjelp av luft- eller vannfortrengningsmetoder.

Hydrogenproduksjon

I laboratoriet:

1. Effekt av fortynnede syrer på metaller:
Zn +2HCl → ZnCl2 +H2

2. Interaksjon mellom alkali og basiske metaller med vann:
Ca +2H2O → Ca(OH)2+H2

3. Hydrolyse av hydrider: metallhydrider spaltes lett av vann for å danne tilsvarende alkali og hydrogen:
NaH +H20 → NaOH +H2
CaH2 + 2H2O = Ca(OH)2 + 2H2

4. Effekten av alkalier på sink eller aluminium eller silisium:
2Al +2NaOH +6H2O → 2Na +3H2
Zn +2KOH +2H2O → K2+H2
Si + 2NaOH + H2O → Na2SiO3 + 2H2

5. Elektrolyse av vann. For å øke den elektriske ledningsevnen til vann tilsettes en elektrolytt, for eksempel NaOH, H 2 SO 4 eller Na 2 SO 4. 2 volumer hydrogen dannes ved katoden, og 1 volum oksygen ved anoden.
2H20 → 2H2+O2

Industriell produksjon av hydrogen

1. Metankonvertering med damp, Ni 800 °C (billigst):
CH 4 + H 2 O → CO + 3 H 2
CO + H 2 O → CO 2 + H 2

Totalt:
CH 4 + 2 H 2 O → 4 H 2 + CO 2

2. Vanndamp gjennom varm koks ved 1000 o C:
C + H 2 O → CO + H 2
CO +H 2 O → CO 2 + H 2

Det resulterende karbonmonoksidet (IV) absorberes av vann, og 50 % av industrielt hydrogen produseres på denne måten.

3. Ved å varme opp metan til 350°C i nærvær av en jern- eller nikkelkatalysator:
CH4 → C + 2H 2

4. Elektrolyse av vandige løsninger av KCl eller NaCl som et biprodukt:
2H20 + 2NaCl → Cl2 + H2 + 2NaOH

Kjemiske egenskaper av hydrogen

I forbindelser er hydrogen alltid enverdig. Den er preget av en oksidasjonstilstand på +1, men i metallhydrider er den lik -1.
Hydrogenmolekylet består av to atomer. Fremveksten av en forbindelse mellom dem forklares ved dannelsen av et generalisert elektronpar H:H eller H 2
Takket være denne generaliseringen av elektroner er H2-molekylet mer energistabilt enn dets individuelle atomer. For å bryte 1 mol hydrogenmolekyler til atomer, er det nødvendig å bruke 436 kJ energi: H 2 = 2H, ∆H° = 436 kJ/mol
Dette forklarer den relativt lave aktiviteten til molekylært hydrogen ved vanlige temperaturer.
Med mange ikke-metaller danner hydrogen gassformige forbindelser som RH 4, RH 3, RH 2, RH.

1) Danner hydrogenhalogenider med halogener:
H2 + Cl2 -> 2HCl.
Samtidig eksploderer den med fluor, reagerer med klor og brom kun ved belysning eller oppvarming, og med jod kun ved oppvarming.

2) Med oksygen:
2H2 + O2 → 2H20
med varmeavgivelse. Ved normale temperaturer går reaksjonen sakte, over 550°C eksploderer den. En blanding av 2 volumer H 2 og 1 volum O 2 kalles detonerende gass.

3) Når den varmes opp, reagerer den kraftig med svovel (mye vanskeligere med selen og tellur):
H 2 + S → H 2 S (hydrogensulfid),

4) Med nitrogen med dannelse av ammoniakk kun på en katalysator og ved forhøyede temperaturer og trykk:
ZN2 + N2 → 2NH3

5) Med karbon ved høye temperaturer:
2H 2 + C → CH 4 (metan)

6) Danner hydrider med alkali- og jordalkalimetaller (hydrogen er et oksidasjonsmiddel):
H2 + 2Li → 2LiH
i metallhydrider er hydrogenionet negativt ladet (oksidasjonstilstand -1), det vil si Na + H-hydrid - bygget likt Na + Cl-klorid -

Med komplekse stoffer:

7) Med metalloksider (brukes til å redusere metaller):
CuO + H 2 → Cu + H 2 O
Fe304 + 4H2 → 3Fe + 4H20

8) med karbonmonoksid (II):
CO + 2H2 -> CH3OH
Syntese - gass (en blanding av hydrogen og karbonmonoksid) er av viktig praktisk betydning, fordi avhengig av temperatur, trykk og katalysator dannes ulike organiske forbindelser, for eksempel HCHO, CH 3 OH og andre.

9) Umettede hydrokarboner reagerer med hydrogen og blir mettet:
CnH2n + H2 → CnH2n+2.